План лекции: Международная система единиц Атомно-молекулярное учение Стехиометрия химических реакций

Простое вещество. Молекула фтора, подобно молекулам водорода и фтора, двухатомна. Энергия диссоциации С1₂ больше (243 кДж/моль), чем у F₂ (151 кДж/моль). Распад молекул хлора на атомы становится заметным, начиная с 1000°С.
Большую устойчивость молекулы С1₂ по сравнению с F, можно объяснить тем, что в молекуле F₂ связывающие электроны отталкиваются друг от друга сильнее, чем в более крупной по размерам молеку­ле С1₂.
В обычных условиях хлор — газ желто-зеленого цвета (т. пл. —101,0°С, т. кип. —34,2⁰С). Ограниченно растворяется в воде (1 объем воды растворяет около 2 объемов хлора).
Хлор — активный окислитель. Он весьма энергично реагирует с металлами и большинством неметал­лов (за исключением О₂, N₂ и инертных газов), легко окисляет многие сложные соединения. Восстановительные свойства хлор проявляет лишь при взаимодействии с фтором. Вступает также в реакции диспропорционирования, для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов:
С1₂ + 2ОН^- ↔ Cl^- + ClO^- + H₂O,
С1₂ + NaOH ↔ NaCl + NaCIO + H₂O.
Получают свободный хлор окислением хлоридов: в лаборатории — химическим окислением концентрированной соляной кислоты; в тех­нике — электролизом водного раствора NaCl и — как побочный про­дукт — при получении натрия электролизом расплава NaCl.
Хлор применяют для стерилизации питьевой воды, широко используют в качестве окислителя в самых разнообразных отраслях химической промышленности.
Соединения со степенью окисления хлора -1. Характер химиче­ской связи, а, следовательно, и свойства хлоридов, как и фторидов, закономерно изменяются по группам и периодам элементов. Так, в ряду хлоридов элементов данного периода тип хими­ческой связи изменяется от преимущественно ионной в хлоридах ти­пичных металлов до ковалентной в хлоридах неметаллов. Ионные хло­риды — твердые кристаллические вещества с высокими температура­ми плавления, ковалентные хлориды — газы, жидкости или же легко­плавкие твердые вещества. Промежуточное положение занимают ионно-ковалентные хлориды.
Ионные хлориды (хлориды металлов) проявляют основные свойст­ва, ковалентные хлориды (хлориды неметаллов) — кислотные, на­пример:

Основные хлориды гидролизу практически не подвергаются, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо с образованием кислот:
SiCl₄ + 3НОН = H₂SiO₃ + 4HC1.
Различие свойств хлоридов разного типа проявляется также в реакциях их между собой, например:
КСl + А1С1₃ = К[А1С1₄].
основный кислотный
При этом основные хлориды (за счет ионов С1^-) являются донорами электронных пар, а кислотные — акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями. Большинство хлоридов металлов хорошо растворимо в воде (за исключением AgCl, CuCl, AuCl, T1C1 и PbCl₂).
Хлориды получают хлорированием простых веществ хлором или сухим хлоридом водорода:
2Fe + 3С1₂ = 2FeCl₃,
Fe + 2НС1 (г) = FeCI₂+ Н₂,
взаимодействием оксидов с хлоридами (часто с СС1₄) либо с хлором в присутствии угля:
TiO₂+ 2Cl₂+C = TiCl₄ + CO₂.
Большое применение в технике имеет хлорид водорода НС1. В обыч­ных условиях НС1 — бесцветный газ (т. пл. -114,2°С, т. кип.- 84,9°С). В промышленности его получают синтезом из простых веществ:
Н₂ (г) + С1₂ (г) =2НС1 (г),=.
Хлорид водорода очень хорошо поглощается водой (1 объем Н₂О при 20⁰С поглощает около 450 объемов НС1). Водный раствор HCl — сильная кислота, называемая соляной. Как сильная кислота HCl находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной прак­тике и т, д.
При действии сильных окислителей или при электролизе хлориды проявляют восстановительные свойства. Так, концентрированная со­ляная кислота проявляет восстановительные свойства при действии на нее оксида марганца (IV):
МnО₂ + 4НС1 = МnС1₂ + С1₂ + 2H₂О.
Этой реакцией пользуются в лаборатории для получения хлора.
При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом (катализатор — СиС1₂):
4НС1 (г) + О₂ (г) = 2Н₂О (г) + 2С1₂ (г)